§ 13. Розподіл електронів в електронній оболонці атомів

Електрони розподіляються по орбіталях за певними правилами.

Першим розглянемо правило, яке визначає число електронів, що може містити одна орбіталь: на кожній орбіталі максимально можуть розміститися два електрони, що мають однакову енергію, але які відрізняються особливою властивістю — спіном.

Спін електрона — це його внутрішня властивість, що характеризує відношення електрона до магнітного поля. Наочно цю властивість можна уявити як можливість обертання електрона навколо своєї осі. Якщо два електрони обертаються навколо власної осі в одному напрямку, то говорять, що їхні спіни паралельні, а якщо в різних напрямках — то їхні спіни антипаралельні (мал. 13.1).

Мал. 13.1. Електрони з паралельними (а) та антипаралельними спінами (б) у магнітному полі

Отже, одна орбіталь може містити лише такі два електрони, спіни яких є антипаралельними. Це правило називають принципом заборони Паулі:

На одній орбіталі можуть перебувати не більше ніж два електрони, причому їхні спіни мають бути антипаралельними.

Графічно орбіталь зображують у вигляді квадрата, а електрони — у вигляді стрілок, спрямованих догори або донизу, що наочно показують напрямок спіну електрона. Стрілки, спрямовані в протилежні боки, позначають електрони з протилежними спінами:

Вольфганг Ернест Паулі (1890-1958)

Австрійський та швейцарський фізик, лауреат Нобелівської премії з фізики 1945 р. Народився у Відні в родині відомого фізика й біохіміка. Ще школярем прочитав працю Альберта Ейнштейна про теорію відносності. У 20 років написав статтю про загальну та спеціальну теорію відносності, яку навіть схвалив Ейнштейн. Працював асистентом у Нільса Бора. Висловив припущення, що електронам притаманна властивість, яку пізніше назвали спіном. Сформулював закон, який сьогодні відомий як принцип заборони Паулі, що є фундаментальним для розуміння будови й поведінки атомів, атомних ядер, властивостей металів та інших фізичних явищ. За його особистісні якості та схильність до нещадного критичного аналізу колеги називали його «докором фізики».

Принцип найменшої енергії

Усі хімічні властивості речовин визначаються будовою електронних оболонок атомів. Для того щоб описати електронну будову певного атома, необхідно знати, як саме розподілені електрони по його орбіталях.

Давайте розглянемо, як електрони заповнюють електронні орбіталі атомів.

Електрони займають орбіталі послідовно, починаючи з першого енергетичного рівня, за порядком збільшення енергії рівня.

Спочатку «заселяється» перший енергетичний рівень, потім — другий, третій тощо. Цей принцип називають принципом найменшої енергії.

Число енергетичних рівнів, що заповнюються в атомі певного елемента, визначають за номером періоду Періодичної системи, у якому розташований цей хімічний елемент.

Так, в атомах хімічних елементів першого періоду заповнюється тільки перший енергетичний рівень, в атомах елементів другого періоду — перші два енергетичні рівні, третього — три тощо.

Наприклад, Гідроген розташований у першому періоді під номером 1. Це означає, що в електронній оболонці його атомів міститься тільки один електрон, який перебуває на першому енергетичному рівні на єдиній s-орбіталі.

Графічно будову електронної оболонки атомів Гідрогену записують у такий спосіб:

Крім графічного зображення будови електронної оболонки використовують також її запис у вигляді електронної формули (електронної конфігурації), у якій наводять усі зайняті енергетичні підрівні із зазначенням числа електронів на кожному з них.

Електронна формула Гідрогену має вигляд:

Гелій також розташований у першому періоді, тож в електронній оболонці його атомів так само заповнюється перший енергетичний рівень, що складається з однієї s-орбіталі. Але на цій орбіталі вже міститься два електрони, оскільки порядковий номер Гелію — 2. Згідно з принципом Паулі, на одній орбіталі ці електрони мають антипаралельні спіни:

В елементів другого періоду починає заповнюватися електронами другий енергетичний рівень. На другому рівні вже два підрівні: s-підрівень (одна орбіталь) і р-підрівень (три орбіталі):

Незалежно від числа енергетичних рівнів, електрони спочатку заповнюють найнижчий рівень, тобто в цьому випадку перший, а потім уже другий. Наприклад, розглянемо будову електронної оболонки Літію, що містить три електрони (порядковий номер — 3). Оскільки перший рівень максимально вміщує два електрони, то на другому має міститися тільки один електрон. Як ви вважаєте, яку орбіталь «обере» третій електрон? Згідно з принципом найменшої енергії, кожний електрон розташовується в такий спосіб, щоб його енергія була найменшою, отже, серед вільних орбіталей він обирає орбіталь з найнижчою енергією.

Серед усіх орбіталей s-орбіталі мають найменшу енергію, тому єдиний електрон другого енергетичного шару займатиме s-орбіталь, а р-орбіталі в цьому випадку залишаться вільними:

Розглянемо будову електронної оболонки Берилію. Його четвертий електрон також має обрати ту саму орбіталь, що й третій електрон Літію. До тих пір, поки не заповниться поточний підрівень, наступний заповнюватися не починає. Так, в атомі Берилію (порядковий номер — 4) повністю заповнений s-підрівень, утворюючи електронну пару, а р-підрівень знову залишається вільним:

Тільки якщо s-орбіталь заповнена, електрони починають розташовуватися на р-орбіталях. Так, в атомі Бору (порядковий номер — 5) на р-орбіталі вже з’являється один електрон:

Аналізуючи електронні формули останніх трьох елементів, можна зробити висновок, що в інших елементів другого періоду також будуть заповнюватися електронами орбіталі перших двох енергетичних рівнів, а електронна оболонка кожного наступного елемента буде відрізнятися від електронної оболонки попереднього тільки на один електрон.

Розподіл електронів по орбіталях на енергетичному підрівні

Часто трапляються випадки, коли на підрівнях, що складаються з декількох орбіталей, розміщається декілька електронів. Виникає запитання: які орбіталі вони займають? Наприклад, якщо на р-підрівні містяться два електрони, то вони можуть зайняти або одну р-орбіталь, або дві різні р-орбіталі:

Для такого випадку існує правило, згідно з яким електрон займає вільну орбіталь, а за відсутності вільної — утворює пару з іншим електроном у напівзаповненій орбіталі. Так само, як і люди в тролейбусі спочатку сідають на вільні місця, а якщо вільних місць немає, то підсаджуються до інших пасажирів. Це правило називають правилом Хунда:

У межах одного енергетичного підрівня електрони розподіляються по орбіталях таким чином, щоб число неспарених електронів було максимальним.

Фрідріх Хунд (1896-1986)

Німецький фізик-теоретик. Народився в місті Карлсруе. У 26 років закінчив Геттінгенський університет. Протягом наступних 40 років працював майже в усіх великих університетах Німеччини. Найважливіші праці Хунда присвячені квантовій механіці, спектроскопії атомів і молекул, магнетизму, квантовій хімії та історії фізики. У 1927 р. сформулював емпіричні правила, що регулюють порядок заповнення атомних орбіталей електронами (правила Хунда). Ввів уявлення про сігма- та пі-зв’язки. Разом із Малікеном і Леннард-Джонсом брав участь у розробці нового методу квантової хімії — методу молекулярних орбіталей.

Згідно із цим правилом, в електронній оболонці атома Карбону є два неспарені електрони:

Тільки якщо на р-підрівні має розташуватися більше ніж три електрони, то «зайвий» електрон утворить електронну пару з іншим електроном, що вже розміщений на цьому підрівні:

Таким чином, в атомах Неону перший та другий енергетичні підрівні повністю заповнені електронами:

Будова електронних оболонок атомів елементів третього й четвертого періодів

Електронні оболонки атомів інших періодів заповнюються за такими самими правилами. Так, в атомів першого елемента третього періоду — Натрію — починає заповнюватися третій енергетичний рівень:

Зверніть увагу, що в атомі Натрію на третьому енергетичному рівні з’являється третій підрівень, що складається з d-орбіталей. Але, як і р-орбіталі, у Натрію орбіталі d-підрівня ще не заповнюються електронами й залишаються вакантними.

В атомах останнього елемента третього періоду — Аргону — повністю зайняті всі s- і р-орбіталі:

В атомах елементів четвертого періоду починає заповнюватися електронами четвертий енергетичний рівень, незважаючи на те що третій рівень ще неповний. Це пов’язано з тим, що енергія 4s-підрівня менша, ніж енергія 3d-підрівня, хоча в цьому випадку d-підрівень розташований на ближчому до ядра електронному рівні. В атомах першого елемента четвертого періоду — Калію — один електрон розташовується на 4s-підрівні:

У наступного елемента — Кальцію — 4s-підрівень заповнений повністю.

Отже, ми розглянули основні принципи, що допоможуть зрозуміти будову електронних оболонок атомів перших двадцяти хімічних елементів. Ці принципи є універсальними й виконуються також і для інших елементів. Але для інших елементів необхідно знати ще деякі додаткові правила, які ви дізнаєтеся під час глибшого вивчення хімії.

Порівняти енергію різних електронних підрівнів можна за допомогою суми двох чисел (n + І). Число n — це номер енергетичного рівня, на якому перебувають орбіталі, а I — це число, що відповідає енергетичному підрівню (типу орбіталі). Так, для s-орбіталей I = 0, для р-орбіталей I = 1, для d-орбіталей І = 2, для f-орбіталей I = 3. Згідно з правилом Клечковського, підрівні заповнюються електронами за порядком збільшення суми (n + І). Якщо для двох підрівнів ця сума однакова, то заповнюється той підрівень, що перебуває на ближчому до ядра електронному рівні. Так, для 4s-підрівня сума (n + І) дорівнює 4 + 0 = 4, а для 3d-підрівня сума (n + І) дорівнює 3 + 2 = 5. Отже, енергія 4s-підрівня менша, ніж у 3d-підрівня, тому він заповнюється раніше. У такий спосіб можна порівнювати енергії будь-яких енергетичних підрівнів.

Інтелектуальні здібності Паулі значно відрізнялися від його «вміння» працювати руками. Колеги зазвичай жартували з приводу таємничого «ефекту Паулі», коли навіть поява невисокого повненького вченого в лабораторії спричиняла всілякі поломки й аварії.

Висновки

1. На одній орбіталі може перебувати не більше ніж два електрони, причому їхні спіни мають бути антипаралельними. Орбіталі заповнюються електронами за принципом найменшої енергії: спочатку заповнюється перший енергетичний рівень, потім — другий та третій.

2. Якщо на одному енергетичному підрівні містяться декілька електронів, то вони розподіляються таким чином, щоб число неспарених електронів було максимальним.

Контрольні запитання

1. Скільки електронів може максимально перебувати на одній електронній орбіталі?

2. Скільки електронів максимально може перебувати на s-підрівні? р-підрівні? d-підрівні?

3. Який енергетичний рівень заповнюється раніше: перший чи другий? Відповідь поясніть.

4. Чому в атомі Літію електрон, що міститься на другому електронному рівні, перебуває на s-орбіталі, а не на р-орбіталі?

5. Як розподіляються електрони по орбіталях на р-підрівні?

6. Скільки електронів міститься на зовнішньому енергетичному рівні атомів: а) Гелію; б) Літію; в) Берилію; г) Бору; д) Карбону; е) Оксигену?

7. Скільки енергетичних рівнів зайнято електронами в атомах: а) Літію, Натрію, Калію; б) Берилію, Магнію, Кальцію; в) Флуору, Хлору, Брому?

Завдання для засвоєння матеріалу

1. Складіть графічну електронну формулу Нітрогену, Флуору, Магнію, Алюмінію та Силіцію. Визначте число електронних пар та неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

2. За числом орбіталей, що складають енергетичні рівні, визначте, скільки електронів може максимально міститися на другому і третьому енергетичних рівнях.

3. Назвіть два хімічні елементи, в атомах яких повністю заповнені зовнішні енергетичні рівні.

4. Скільки неспарених електронів в електронній оболонці атома Оксигену? Атоми якого ще хімічного елемента другого періоду містять таке саме число неспарених електронів?

5. Зобразіть будову електронних оболонок атомів Нітрогену та Фосфору. Що спільного в будові електронних оболонок цих атомів і чим вони відрізняються?

6. Атоми яких елементів мають наведену електронну формулу зовнішнього електронного рівня: a) 1s 2 ; б) 2s 2 ; в) 2s 2 2p 4 ; г) 3s 2 3p 2 ; д) 4s 2 ?

7. Атом якого елемента другого періоду містить найбільше число: а) електронів; б) неспарених електронів; в) електронних пар?

1. Заповнення електронних шарів атомів елементів малих періодів

Загальна кількість електронів в атомі дорівнює порядковому номеру хімічного елемента в періодичній таблиці.

Кожен електрон знаходиться на своїй орбіталі. Чим більше енергія електрона, тим більше за розміром його орбиталь, і тим далі він знаходиться від ядра.

Електрони з близькими значеннями енергії утворюють енергетичний рівень
Енергетичний рівень (електронний шар) — сукупність електронів з близькими значеннями енергії.

Встановлено, що максимальне число електронів на енергетичному рівні дорівнює \(2n²\), де \(n\) — його номер. Отже, на першому рівні може перебувати не більше \(2\) електронів, на другому — не більше \(8\), на третьому — не більше \(18\), тощо.

В атомі Гідрогену H 1 — один електрон, і він розташовується на першому енергетичному рівні:

В атомі Гелію He 2 — два електрона. Перший енергетичний рівень у Гелію завершений, оскільки він не може містити більше двох електронів:

В атомі Літію Li 3 — три електрони. Два з них знаходяться на першому енергетичному рівні. Третій електрон має більшу енергію і рухається далі від ядра. В атомі Літію з’являється другий енергетичний рівень:

§ 2. Явище періодичної зміни властивостей елементів і їхніх сполук на основі уявлень про електронну будову атомів

• Хімічний елемент — це вид атомів з однаковим зарядом ядра.

• Періодичною системою називають упорядковану множину хімічних елементів та їх класифікацію.

• Існують різні варіанти графічного зображення періодичної системи. Найбільш вживаними є дві табличні форми — коротка і довга. У структурі обох варіантів таблиці розрізняють періоди та групи.

• Період — горизонтальний ряд елементів, розташованих у порядку зростання порядкових номерів, який розпочинається лужним металічним елементом і закінчується інертним елементом. Виняток становлять перший період, який починається Гідрогеном і містить лише два елементи, і останній, який ще не завершений, а тому інертний елемент у ньому відсутній.

• В обох варіантах періодичної системи по сім періодів, їх позначено арабськими цифрами від 1 до 7.

• Група — вертикальний стовпчик елементів, подібних за властивостями та формою їхніх сполук. У короткій системі 8 груп, у межах яких здійснено розподіл елементів на головну і побічну підгрупи.

• У довгому варіанті періодичної системи груп 18, їх позначено літерами А та Б. У групах А розташовані ті самі хімічні елементи, що в головних підгрупах короткої системи, групи Б відповідають складу побічних підгруп.

ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН — ЗАГАЛЬНИЙ ЗАКОН ПРИРОДИ. Відкритий у 1869 р. закон посів чільне місце серед загальних законів природи. Формулювання закону його відкривачем Дмитром Івановичем Менделєєвим відрізняється від сучасного. Учений класифікував хімічні елементи на основі характеристики, притаманної всім без винятку хімічним елементам і незмінної під час хімічних явищ — атомної ваги (так у часи Д. І. Менделєєва називали атомні маси) хімічних елементів.

• Який період не розпочинається лужним металічним елементом, а який не завершується інертним елементом?

Формулювання періодичного закону Д. І. Менделєєвим: властивості простих речовин, а також властивості сполук хімічних елементів перебувають у періодичній залежності від величини атомних ваг.

• Пригадайте, перестановку яких хімічних елементів було зроблено в періодичній системі, щоб ця закономірність не порушувалася.

Встановлення вченими складної будови атома підтвердило, що періодичний закон описує залежність між будовою атомів і властивостями хімічних елементів та їхніх сполук. Виявилося, що всі без винятку хімічні елементи розташовані в періодичній системі за зростанням заряду ядер їхніх атомів. Це дало підстави для такого сучасного формулювання періодичного закону:

властивості хімічних елементів, а також утворених ними сполук перебувають у періодичній залежності від величини зарядів ядер їх атомів.

Порівняно з іншими загальними законами природи в періодичного закону відсутній кількісний вираз у вигляді формули чи рівняння, що його відображають. Натомість цей єдиний із-поміж інших законів має графічне вираження у вигляді періодичної системи хімічних елементів.

ПЕРІОДИЧНА ЗМІНА ВЛАСТИВОСТЕЙ ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ. Місце кожного хімічного елемента в періодичній системі чітко визначене (виняток становить Гідроген, його розташовують і в першій, і в сьомій групах). За кожним елементом закріплений його порядковий номер — протонне число.

Протонне число від елемента до елемента постійно змінюється, збільшуючись на одиницю. Властивості хімічних елементів та утворених ними сполук також змінюються, але періодично. Вдамося до конкретних прикладів (табл. 4).

Порівняння елементів третього періоду, простих і складних речовин, утворених ними

Ознаки порівняння

Елементи третього періоду

Формула простої речовини

Група простих речовин

Формула вищого оксиду і відповідного йому гідрату оксиду

Хімічні властивості оксиду

Леткі сполуки з Гідрогеном

У тому, що розглянуті зміни носять періодичний характер, переконує схожість властивостей Флуору (порядковий номер 9) з властивостями Хлору (порядковий номер 17), а також Брому, що розташований у періодичній системі під номером 35.

• Пригадайте і назвіть відомі вам спільні властивості галогенів.

Періодична зміна властивостей характерна й для металічних елементів. Так, властивості Літію ₃Li — елемента другого періоду, Натрію ₁₁Na — елемента третього періоду, і розташованого у четвертому періоді Калію ₁₉K періодично (через вісім хімічних елементів) повторюються:

• 1) утворені ними прості речовини — найактивніші метали, тому в ряді активності розташовані першими;
• 2) їхні оксиди мають загальну формулу Ме₂О, активно взаємодіють з водою, утворюючи гідроксиди загальної формули МеОН;
• 3) гідроксиди лужних елементів належать до лугів і є сильними електролітами.

У чому ж причина періодичної зміни властивостей хімічних елементів та їхніх сполук?

Попрацюйте групами

Завдання 1. Розгляньте малюнок 4, що стосується будови атомів лужних елементів Літію, Натрію, Калію. Знайдіть спільні і відмінні риси у зображеній будові електронних оболонок атомів. Переконайтесь, що в атомах лужних елементів однакова кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

Мал. 4. Схеми будови електронних оболонок атомів лужних елементів

Мал. 5. Схеми будови електронних оболонок атомів галогенів

Завдання 2. Складіть електронні формули атомів Літію, Натрію, Калію, і ви побачите, що все це — s-елементи. Тому для них можемо зробити такий загальний запис електронної формули зовнішнього енергетичного рівня: ns 1 .

Завдання 3. Знайдіть спільні і відмінні риси в будові електронних оболонок атомів Флуору, Хлору, Брому, зображених на малюнку 5. Запишіть, скільки електронів міститься в атомах галогенів на зовнішньому енергетичному рівні.

Завдання 4. Виконайте завдання, аналогічне завданню 2, але для галогенів. Складіть загальну електронну формулу зовнішнього енергетичного рівня атомів галогенів.

Завдання 5. Висловте судження про причину подібності властивостей лужних елементів та їхніх сполук, галогенів та їхніх сполук.

Періодична зміна властивостей елементів і їхніх сполук пов’язана з особливостями будови атомів хімічних елементів. Елементи з подібними властивостями й однаковою формою оксидів, гідроксидів, летких сполук з Гідрогеном мають однакову електронну конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня, яка з певною періодичністю повторюється.

ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА Й БУДОВА АТОМА. З’ясування фізичної суті періодичного закону значно розширило інформаційну функцію періодичної системи:

• порядковий номер (атомний номер, протонне число) хімічного елемента вказує на величину заряду ядра атома, кількість протонів у ядрі та кількість електронів в електронній оболонці атома;
• за різницею між відносною атомною масою хімічного елемента та його порядковим номером встановлюють кількість нейтронів у ядрі атома;
• номер періоду збігається з кількістю енергетичних рівнів (електронних шарів) в електронній оболонці атома;
• атоми хімічних елементів однієї підгрупи мають однакову кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні (електронному шарі);
• в атомах елементів головних підгруп (груп А) кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні збігається з номером групи;
• вища валентність хімічного елемента груп А у сполуках дорівнює номеру групи (існують винятки);
• для визначення валентності неметалічних елементів у сполуках з Гідрогеном потрібно від 8 відняти номер групи.

Сторінка ерудита

Радіус атома (простого йона). Внаслідок того, що електрон одночасно виявляє властивості і мікрочастинки, і хвилі, атом не має чітких меж. Тому безпосередньо виміряти абсолютні розміри атомів неможливо. Їхні радіуси було розраховано теоретично.

Радіусом атома називається відстань від центра ядра до сферичної поверхні електронної оболонки, ймовірність перебування на якій електронів зовнішнього енергетичного рівня найбільша.

Що більша кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці атома, то більший його радіус. Та це не означає, що за наявності в елементів одного періоду однакової кількості енергетичних рівнів їх радіуси однакові. Теоретичні розрахунки показали, що в межах одного періоду зі збільшенням заряду ядра радіуси атомів не збільшуються, а дещо зменшуються. Так, радіус атома Літію становить 0,157 нм, тоді як радіус атома Флуору — елемента одного з Літієм періоду — 0,042 нм. Це можна пояснити тим, що в періоді зі збільшенням порядкового номера хімічного елемента послідовно зростає заряд ядра і кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Електрони зі збільшенням заряду ядра притягуються до нього сильніше, і тому в періоді радіус атомів поступово зменшується.

В атомів хімічних елементів одного періоду кількість електронних шарів однакова, а радіуси різні: зі збільшенням протонного числа вони дещо зменшуються.

В елементів малих періодів зменшення радіусів відбувається помітніше, ніж це має місце у великих періодах.

У головних підгрупах зі збільшенням протонного числа елементів (згори вниз) зростає кількість енергетичних рівнів, а отже й радіус. У межах однієї підгрупи простежується протилежна закономірність — зі збільшенням заряду ядра радіуси атомів збільшуються. У Літію радіус атома становить 0,157 нм, а в Рубідію, що розташований в одній підгрупі з Літієм, — 0,265 нм.

Зміна радіусів атомів у групах пояснює зміну металічних властивостей елементів однієї групи. Що далі від ядра розташовані валентні електрони (задіяні в утворенні хімічного зв’язку), то вони менше притягуються до ядра, а значить, їх легше віддавати. Через це металічні властивості, що обумовлені здатністю елементів віддавати електрони, у групах зростають. Водночас неметалічні властивості елементів у групах зі збільшенням радіуса атомів (порядкового номера) зменшуються.

З огляду на розглянуте серед усіх хімічних елементів найбільш активним металічним елементом є Францій (оскільки Францій у природі не виявлений, а добутий штучно ядерним синтезом, то серед наявних у природі елементів найбільш активний металічний елемент — Цезій). А найбільш активний неметалічний елемент — Флуор.

Знаємо, розуміємо

• 1. Наведіть сучасне формулювання періодичного закону.
• 2. Що спільного в електронній будові атомів елементів підгрупи Карбону?
• 3. Що спільного в електронній будові атомів галогенів?
• 4. Схарактеризуйте структуру короткої і довгої форм періодичної системи.
• 5. Назвіть два хімічних елементи однієї з Нітрогеном підгрупи і три хімічні елементи одного з Ферумом періоду.

Застосовуємо

• 1. На підставі сучасного формулювання періодичного закону, поясність, чому Аргон, атомна маса якого більша за атомну масу Калію, розташований у періодичній системі вісімнадцятим, а не дев’ятнадцятим.
• 2. Поясніть причину періодичної зміни властивостей елементів і їхніх сполук. Проілюструйте конкретними прикладами.
• 3. Як ви поясните, що Магній і Кальцій мають однакову загальну формулу оксиду та гідроксиду й характеризуються схожими хімічними властивостями.
• 4. З якою періодичністю та які хімічні елементи мають подібні з Літієм властивості? Відповідь підтвердьте формулами речовин і прикладами рівнянь реакцій.